选修3知识点总结第一章原子结构与性质，太全面了！

选修3个知识点总结

第一章原子结构和性质

一.原子结构

1.能级和能级

2.原子轨道

3.核外电子分布规律

(1) 构造原理：随着核电荷数的增加，大部分元素的电中性基态原子的电子按右图的顺序填充核外电子的轨道（能级），称为施工原则。

记忆的方法有哪些？

能级交错：根据结构原理，电子先进入4s轨道，再进入3d轨道。这种现象称为能级交错。

(2）最小能量原理

现代材料结构理论证实，原子的电子排列遵循结构原理，使整个原子的能量处于最低状态，称为最低能量原理。

构造原理和最小能量原理是从整体的角度考虑原子的能级，而不是局限于某个能级。

（3）泡利（不相容）原理：在基态多电子原子中，一个轨道最多只能容纳两个电子，自旋方向相反（用“↑↓”表示），这原理称为泡利原理。

(4）洪德法则：当电子排列在同一能级的不同轨道上（能量相同）时，它们总是优先单独占据一个轨道，并且具有相同的自旋方向。这个规则称为洪德法则。对于例如，p3 的轨道公式是 or，not。

4.基态原子核外电子分布的表示

(1)电子排布

①用数字表示能级符号右上角的能级上排列的电子数，即电子排列，如K：1s22s22p63s23p64s1。

②为避免电子排列写得过于繁琐，将到达稀有气体元素原子结构的内层电子部分用相应稀有气体的元素符号加方括号表示，如K：[Ar] 4s1。

③外围电子布置

（2)电子排列图是指过渡元素原子的电子排列符合上一周期惰性气体原子电子排列（原子实数）或主族元素电子排列的部分, 0 族元素 内层电子排列后的剩余公式省略。

每个方框或圆圈代表一个原子轨道，每个箭头代表一个电子。

例如，基态硫原子的轨道表达式为：

二.原子结构和元素周期表

1.电子构型与原子周期的关系

(1)每个循环第一个元素最外层电子的排列是ns1。每个循环结束时元素最外层电子的排列是ns2np6，除了He是1s2。有2个电子，只有1 s 轨道，而 p 轨道尚未出现，因此第一周期末元素的电子排列与其他周期不同。

(2)一个能级群中所含电子的最大数量等于一个周期中所含元素的种类。但是，一个能级群不一定是所有能级都具有相同的能量，而是能级具有相同的能量。类似的能量。

2.元素周期表的分区

(1)根据核外电子的排列

①师

②各区域元素的化学性质和原子最外层电子排列的特点

③如果已知一个元素的外围电子排列，就可以直接确定该元素在元素周期表中的位置。

三.元素周期律

1.电离能、电负性

（1）电离能是指气态原子或离子失去1个电子所需的最小能量，第一电离能是指中性基态原子失去1个电子转变为气态基态正离子能量。第一电离能的值越小，原子越容易失去一个电子。在同一周期的元素中，碱金属的第一电离能最小，稀有气体的第一电离能最大，总体呈从左到右增加的趋势。同一主族元素，第一电离能自上而下逐渐减小。同一原子的第二电离能大于第一电离能

(2）元素的电负性用来描述不同元素的原子对成键电子的吸引力。氟的电负性为4.0，锂的电负性为1.@ >0作为相对标准，得到各元素的电负性。电负性的大小也可以作为判断金属性和非金属性强弱的尺度。金属的电负性一般小于1.8 ，非金属的电负性一般大于1.8，而位于非金属三角形边界的“准金属”的电负性在1.8左右。金属的和非金属的。

(3）电负性的应用

①确定元素的金属和非金属性质及其强度

②金属的电负性一般小于1.8，非金属的电负性一般大于1.8，位于非金属三角形边界的“准金属”的电负性是<@在1.8左右，它们都是金属的和非金属的。

③金属元素的电负性越小，金属元素越活泼；非金属元素的电负性越大，非金属元素越活泼。

④同一时期电负性从左到右逐渐增大，同一主族从上到下电负性逐渐减小。

(4）电离能的应用

①根据电离能数据，确定元素核外电子的排列方式，如：

②确定化合物中元素的化合价

③确定元素的金属丰度

2.原子结构和元素性质的梯度定律

3.对角线规则

在元素周期表中原子结构与元素性质，一些主族元素与右下角的主族元素具有相似的性质，例如

第二章分子结构与性质

一.共价键

1.共价键的性质和特点

共价键的本质是原子间形成共享电子对，其特点是饱和度和方向性。

2.共价键类型

①根据键合原子间共享电子对的数目，分为单键、双键和三键。

②按共用电子对是否偏移分为极性键和非极性键。

③根据原子轨道的重叠方式，分为σ键和π键。前者的电子云具有轴对称性，后者的电子云具有镜像对称性。

3.关键参数

①键能：气态基态原子形成1mol化学键所释放的最低能量，键能越大，化学键越稳定。

②键长：形成共价键的两个原子之间的核间距，键长越短，共价键越稳定。

③ 键角：在具有2个以上原子的分子中，两个共价键之间的夹角。

④ 键参数对分子性质的影响

键长越短，键能越大，分子越稳定。

常见的等电子体：

二.分子的三维构型

1. 分子构型和混合轨道理论

混合轨道的关键点

当原子形成键时，原子的价电子轨道相互混合，形成与原始轨道数量和能量相同的混合轨道。杂化轨道的数量不同，轨道之间的夹角不同，分子的空间形状也不同。

2 分子构型和价层电子对排斥模型

价壳电子对排斥模型描述了价壳电子对的空间构型，而分子的空间构型是指成键电子对的空间构型，不包括孤对电子。

(1)当中心原子没有孤对电子时，两者的构型相同；

(2)当中心原子有孤对电子时，两种构型不一致。

3.配位化合物

(1）配位键与极性键和非极性键的比较

(2）配位化合物

①定义：由金属离子（或原子）与某些分子或离子（称为配体）通过配位键结合而成的化合物。

②组成：如[Ag(NH3)2]OH，中心离子为Ag+，配体为NH3，配位数为2。

三.分子性质

1.分子间作用力比较

2.分子的极性

（1)极性分子：正负中心不重叠的分子。

（2)非极性分子：正负中心重叠的分子。

3. 溶解度

（1)“相似溶解度”规则：非极性溶质一般可溶于非极性溶剂，

极性溶质通常可溶于极性溶剂。如果存在氢键，则溶剂与溶质的氢键力越大，溶解性越好。

（2)“类似溶解”也适用于分子结构相似的情况，比如乙醇和水

戊醇在水中的溶解度显着降低。

4. 手性

一对组成和原子排列完全相同的分子，就像左右手一样互为镜像，在三维空间中不能重叠。

5. 无机含氧酸分子的酸度

无机含氧酸可写为 (H2O)mROn。如果成酸元素R相同，n值越大，R的正电荷越高，R—O—H中O的电子向R移动，在水分子中H+越容易电离，酸性越强，如HClO<HClO2<HClO3<HClO4

第三章晶体结构与性质

一.水晶常识

1.晶态和非晶态的比较

2.水晶的三种获取方式

①熔融物凝固。②气态物质的冷却在液态下不直接凝固（升华）。③ 溶质从溶液中析出。

3.单元格

晶胞是描述晶体结构的基本单位。晶体中晶胞的排列是“无间隙并列”。

4.晶胞中粒子数的计算方法-摊销法

如果一个粒子被 n 个晶胞共享，那么该粒子的 1/n 属于这个晶胞。中学常见的晶胞是立方晶胞

立方晶胞中的粒子数计算如下：

注意：使用“平均法”计算晶胞中的粒子数时要注意晶胞的形状

二.四种水晶的对比

2、晶体熔点和沸点的比较方法

(1）不同类型晶体的熔点和沸点的一般规律：原子晶体>离子晶体>分子晶体。

金属晶体的熔点和沸点差别很大。例如，钨和铂的熔点和沸点高，而汞和铯的熔点和沸点低。

(2）原子水晶

在共价键形成的原子晶体中，原子半径越小，键长越短，键能越大，晶体的熔点和沸点就越高。如熔点：金刚石>碳化硅>硅

(3）离子水晶

一般来说，阴离子和阳离子的电荷数越多，离子半径越小，离子间的相互作用越强，相应的晶格能越大，晶体的熔点和沸点就越高。

(4）分子晶体

①分子间作用力越大，物质的熔点和沸点就越高；具有氢键的分子晶体具有异常高的熔点和沸点。

②组成和结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔点和沸点越高。

③对于组成和结构不同（相近的分子质量）的物质原子结构与元素性质，分子的极性越高，熔点和沸点就越高。

④异构体，支链越多，熔点和沸点越低。

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